Předmět:
Ročník:
Vytvořil:
Datum:
CHEMIE
PRVNÍ
Mgr. Tomáš MAŇÁK
29. květen 2013
Název zpracovaného celku:
REDOXNÍ REAKCE REDOXNÍ REAKCE Oxidačně redukční neboli redoxní reakce jsou všechny chemické reakce, u nichž dochází k přenosu elektronů mezi reagujícími částicemi. Charakteristickým rysem redoxních reakcí je změna oxidačních čísel některých reagujících částic: např.: C0 + O20 CIVO2-II IV -II IV -II S O2 + Pb O2 PbIISVIO4-II V redoxních reakcích rozlišujeme dvě dílčí reakce: oxidaci a redukci. oxidační číslo atomu železa se zvýšilo = oxidace
Fe0 + CuII(SO4)-II
Cu0 + FeII(SO4)-II
oxidační číslo atomu mědi se snížilo = redukce U aniontu (SO4)
-II
se oxidační číslo nezměnilo.
Podle uvedených informací sestavíme zkrácenou iontovou rovnici výše uvedené reakce:
Fe0 + Cu2+
Cu0 + Fe2+
Při oxidaci dochází ke snížení počtu elektronů. Oxidační číslo oxidovaného atomu se zvyšuje. ox:
Fe0 – 2 e-
Při redukci dochází ke zvyšování počtu elektronů. Oxidační číslo redukovaného atomu se snižuje.
Fe2+
red:
Cu2+ + 2 e-
Cu0
Počet přijatých a odevzdaných elektronů je stejný. Při redoxních reakcích se jedna částice oxiduje, zatímco jiná se současně redukuje. Jedná se o dva redoxní systémy: Fe/Fe2+ a Cu2+/Cu S redoxními reakcemi souvisí pojmy: oxidační činidlo (oxidant) – látka, která způsobuje oxidaci jiného reaktantu a sama se přitom redukuje redukční činidlo (reduktant) – látka, která způsobuje redukci jiného reaktantu a sama se přitom oxiduje OBECNÝ ZÁPIS REDOXNÍ REAKCE: oxidace
red1 + ox2
red2 + ox1 redukce
1
oxidace
CIIO-II + PbIIO-II
Pb0 + CIVO2-II redukce
reduktant ox: red:
CII – 2 ePbII + 2 e-
oxidant Počet přijatých i odevzdaných elektronů v obou dílčích reakcích musí být stejný!
CIV Pb0
Látka, která se snadno oxiduje, je silným redukčním činidlem (např. uhlík ve formě koksu, vodík, hliník, sodík, oxid uhelnatý, oxid siřičitý, některé ionty: Fe2+, S2-). Látka, která se snadno redukuje, je silným oxidačním činidlem (např. kyslík, fluor, chlor, kyselina dusičná, peroxid vodíku, kyselina sírová, některé ionty: Fe3+, Hg2+). Redoxní reakce mají významné průmyslové využití (elektrolýza, výroba syntetického benzínu, plastů, …), probíhají při výrobě kovů (např. železo, olovo, měď, cín, hliník), důležitých chemikálií (výroba HCl, NH3), jsou podstatou důležitých životních dějů v přírodě (dýchání, přeměna živin, fotosyntéza), hoření, tlení, kvašení, spalování paliv; nekontrolovatelný průběh redoxních dějů je podstatou výbuchů a požárů. Např.: výroba olova z galenitu 2 PbS + 3 O2 2 PbO + 2 SO2 PbO + C Pb + CO PbO + CO Pb + CO2 výroba chemikálií 2 HCl H2 + Cl2 N2 + 3 H 2 2 NH3
Reakce kovů ve vodném roztoku: Některé kovy reagují s vodou již při obvyklé teplotě (Na, K, Ca, …), jiné jen s vodní párou (Fe, Zn, …), některé kovy nereagují s vodou vůbec (Cu, Ag, Au, Pt, …). redukce
K0 + 2 H2IO
2 KIO H + H20
oxidace redukce
Ca0 + 2 H2IO
CaII(OH)2 + H20
oxidace Podle reakcí kovů ve vodném prostředí tj. podle jejich schopnosti vytvářet kationty (odštěpovat elektrony – oxidovat se) sestavil Nikolaj Nikolajevič Beketov kovy do řady zvané Beketovova řada napětí kovů (elektrochemická řada napětí kovů = standardní elektrodový potenciál E0).
2
kovy reagující s kyselinami, popř. i s vodou (vzniká vodík H2)
kovy s kyselinami většinou nereagující
K, Na, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, neušlechtilé kovy
H, Sb, Bi, Cu, Ag, Hg, Pt, Au ušlechtilé kovy
1) klesá schopnost tvořit kationty: Na0 Na+ + ekovy v roztoku tvoří kationty tím, že odevzdávají valenční elektrony; schopnost prvku uvolňovat valenční elektrony se nazývá elektropozitivita 2) klesají redukční účinky kovů: kovy umístěné v řadě více vlevo, mají schopnost redukovat kovy z roztoků solí kovů umístěných od nich vpravo (samy se přitom oxidují, tvoří kationty); kov, který se nachází více vpravo má schopnost oxidovat kov umístěný více vlevo (sám se přitom redukuje) (Fe vyredukuje Cu z roztoku CuSO4, ale nereaguje s Al2(SO4)3) Fe0 + Cu2+ Cu0 + Fe2+ reakce proběhne 0 2+ Cu + Fe reakce neproběhne 3) klesá snaha reagovat se zředěnými kyselinami: kovy ležící vlevo od vodíku mají schopnost reagovat s roztoky kyselin popř. s vodou za vzniku (vytěsnění) plynného H2. Reakce je tím intenzivnější, čím je kov dále od vodíku. (zředěná HCl + Mg – bouřlivě zředěná HCl + Sn – pozvolna zředěná HCl + Cu – vůbec neprobíhá) neušlechtilé kovy – kovy nalevo od vodíku; jsou rozpustné v kyselinách – uvolňuje se přitom vodík H2; kovy se snadno oxidují; v přírodě se vyskytují ve formě sloučenin ušlechtilé kovy – kovy napravo od vodíku; reagují jen s kyselinami, které mají oxidační účinky (konc. H2SO4, konc. HNO3) – vodík se přitom z roztoku neuvolňuje; oxidují se obtížně; v přírodě jsou součástí sloučenin, ale vyskytují se i ryzí 3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO Cu + 2 H2SO4 CuSO4 + 2 H2O + SO2 4) klesá chemická reaktivita (K – nutno uchovávat v petroleji, Fe – na vzduchu koroduje, Hg – na vzduchu stálá a s vodou nereaguje) 5) hodnoty E0 neušlechtilých kovů jsou záporné; hodnoty E0 ušlechtilých kovů jsou kladné. Beketovova řada kovů řadí kovy podle jejich vzrůstajících standardních elektrodových potenciálů E0. Čím je E0 negativnější, tím snadněji kov uvolňuje elektron a tvoří kationt.
Disproporcionační reakce – zvláštní typ redoxních reakcí (atomy téhož prvku se jednak oxidují a jednak redukují) Cl2 + 2 NaOH NaClO + NaCl + H2O
3
Stanovení stechiometrických koeficientů chemické rovnice: a P0 + b HINVO3-II + c H2IO-II
d H3IPVO4-II + e NIIO-II
ox: P0 – 5 e-I PV /.3 V II red: N + 3e N /.5 -----------------------------------------------------Bilance odevzdaných i přijatých elektronů musí být vyrovnaná 3 PV 3 P0 – 15 e-I V 5 N + 15 e 5 NII ----------------------------------------------------3 P0 + 5 HINVO3-II + 2 H2IO-II
3 H3IPVO4-II + 5 NIIO-II
Elektrolýza: Chemické látky, které obsahují polární nebo iontovou vazbu, se v roztoku štěpí na ionty. Jejich roztoky vedou elektrický proud. Elektrolyty – chemické sloučeniny, které se při tavení nebo rozpouštění štěpí na ionty (H2SO4; NaOH; CuSO4; NaCl aj.), a tím se stávají vodiči elektrického proudu. Dochází k elektrolytické disociaci = štěpení molekul sloučenin na ionty. Elektrolýza – elektrochemické děje (redoxní děje), probíhající na elektrodách při průchodu stejnosměrného elektrického proudu roztokem nebo taveninou elektrolytu. K elektrolýze je zapotřebí: elektrolyzéru (nádoba s elektrolytem), zdroje elektrického napětí, elektrolytu, dvou elektrod Katoda – záporná elektroda – jsou k ní přitahovány kladně nabité ionty – kationty – má přebytek elektronů – dochází na ni k redukci
Anoda – kladná elektroda – jsou k ní přitahovány záporně nabité ionty – anionty – má nedostatek elektronů – dochází na ni k oxidaci
např.: elektrolýza taveniny NaCl
zdroj - http://www.chemierol.wz.cz/9%20elektrochemie%20elektrolyza%204.htm
4
Roztavení krystalu NaCl ⇒ NaCl → Na+ + Cl- (vznikají volné ionty Na+ a Cl-) ⇒ zavedení stejnosměrného elektrického proudu do taveniny se dvěma elektrodami ⇒ pohyb iontů k opačně nabitým elektrodám ⇒ taveninou prochází elektrický proud. Na+ jsou přitahovány k záporně nabité elektrodě (KATODĚ). Od ní přebere každý kationt Na+ 1e- a redukuje se na atom sodíku: Na+ + e- → Na0 (redukce) Cl jsou přitahovány ke kladně nabité elektrodě (ANODĚ). Každý aniont odevzdá 1 e- a oxiduje se na atom chloru: Cl - – e- → Cl0 (oxidace) Atomy chloru se spojují do dvouatomových molekul chloru, které se vylučují na anodě. 2 Cl - → Cl20 anoda (+): katoda (-):
2 Cl - – 2 e- ---> Cl20 2 Na+ + 2 e- ---> 2 Na0
oxidace (vylučuje se chlor) redukce (vylučuje se sodík)
Celková reakce při elektrolýze taveniny NaCl: 2NaCl ---> 2Na + Cl2 např.: elektrolýza vodného roztoku NaCl
zdroj – http://dragonadam.wz.cz/obrazky/elektrolyza_nacl_c.gif
NaCl + H2O ---> Na+ + Cl- + H+ + OHCl- - 1e- ---> Cl oxidace Cl + Cl ---> Cl2 katoda (-): H+ + 1e- ---> H redukce H + H ---> H2 v elektrolyzéru: Na+ + OH- ---> NaOH anoda (+):
Celková reakce při elektrolýze vodného roztoku NaCl: 2 NaCl + 2 H2O ---> 2 NaOH + H2 + Cl2 Elektrolýzou roztoku NaCl se průmyslově vyrábí NaOH, H2 a Cl2. Závěr: Elektrolýza je redoxní reakce vyvolaná průchodem stejnosměrného elektrického proudu elektrolytem. Při elektrolýze probíhají na elektrodách redoxní reakce – na záporné elektrodě (katodě) redukce a na kladné elektrodě (anodě) oxidace. Význam elektrolýzy: - výroba některých kovů (Cu) - výroba chemických prvků a sloučenin (Na. K, H2, Cl2, Mg, Al, NaOH, KOH) - elektrolýzou vody se vyrábí čistý kyslík a vodík - galvanické pokovování (pozinkování, poměďování, pozlacování, postříbřování, pochromování, aj.) - galvanické články, akumulátory
5
Galvanický článek: Galvanický článek – zdroj (zařízení), ze kterého se na základě redoxní reakce získává elektrický proud (chemická energie se přeměňuje na elektrickou). Skládá se z elektrolytu a dvou různých elektrod. Běžným elektrolytem je zředěná kyselina sírová, kladná elektroda (anoda) je z mědi a záporná elektroda (katoda) je zinková. Při ponoření zinkové elektrody do elektrolytu začne probíhat reakce, při které vznikají kationty zinku (Zn0 – 2 e- → Zn2+). Roztok se tak nabíjí kladně, zinková elektroda záporně. Na elektrodě zůstanou volné elektrony. Měď se zředěnou kyselinou sírovou reaguje méně ochotně a redukuje se méně než zinek. Vůči zinkové elektrodě se chová jako kladná elektroda (Cu2+ + 2 e- → Cu0). Mezi oběma elektrodami vzniká napětí. To lze dokázat připojením spotřebiče (žárovky). Elektrony ze zinkové katody přechází přes žárovku k měděné anodě a část jejich energie se mění na světlo.
zdroj - http://www.cez.cz/edee/content/microsites/elektrina/fyz2.htm
Nejznámější galvanický článk je tzv. suchý článek. Kladnou elektrodou je uhlíková tyčinka, zápornou elektrodou je zinkový obal naplněný směsí MnO2 a NH4Cl. Suchý článek se po určité době díky průběhu elektrochemických reakcí vyčerpá a nelze jej obnovit.
zdroj - http://www.komenskeho66.cz/materialy/chemie/WEB-CHEMIE9/galvanclanek.html
Některé galvanické články lze po vybití znovu nabít a použít vícekrát. Elektrochemické články, ve kterých mohou redoxní děje probíhat oběma směry, jsou akumulátory. Při nabíjení probíhá elektrolýza a dochází k přeměně elektrické energie na chemickou; při vybíjení se chemická energie při redoxní reakci mění zpět na elektrickou (olověné akumulátory – autobaterie, nabíjecí baterie včetně těch do mobilních telefonů aj.). Olověný akumulátor je tvořen dvojicemi olověných desek, z nichž polovina je povlečena vrstvou PbO2. Elektrody jsou ponořeny do roztoku kyseliny sírové o hustotě 1,23 g.cm-3. Při odběru elektrického proudu (vybíjení) probíhá v olověném akumulátoru tento děj: Pb + PbO2 + 2 H2SO4 → 2 PbSO4 + 2 H2O Při nabíjení probíhá děj opačný (na povrchu elektrod se obnovuje olovo a oxid olovičitý): 2 PbSO4 + 2 H2O → Pb + PbO2 + 2 H2SO4
6
Úkoly: 1) Zapište redoxní reakci i dílčí rovnice oxidace a redukce při hoření dřevěného uhlí v kyslíku:
2) Zapište redoxní reakci hořčíku s kyselinou sírovou i jejich dílčí rovnice oxidace a redukce:
3) Doplňte oxidační čísla atomů prvků v následující rovnici. Označte oxidaci a redukci a určete oxidační a redukční činidlo: Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
4) Rozhodněte, které reakce jsou redoxní: a) Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 CaCO3 + H2O b) Ca(OH)2 + CO2 c) Mg + H2SO4 H2 + MgSO4 d) S + Zn ZnS e) CuO 2 Cu + O2 f) CuO + 2 HNO3 Cu(NO3)2 + H2O g) 2 Ag2O 4 Ag + O2 h) Ba(OH)2 + 2 HBr BaBr2 + 2 H2O i) Ca + F2 CaF2 j) SO3 + H2O H2SO4 k) SnO2 + C Sn + CO2 5) Určete stechiometrické koeficienty v následujících rovnicích: a) Al + O2 Al2O3 b) Fe2O3 + Al Fe + Al2O3 c) Li + O2 Li2O d) Al + AgNO3 Al(NO3)3 + Ag e) Fe + Cl2 FeCl3 f) HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + H2O g) Mg + O2 MgO h) KI + Cl2 KCl + I2 i) NH3 + O2 H2O + NO j) KI + Fe2(SO4)3 FeSO4 + K2SO4 + I2 6) Redoxní reakce zapište ve zkrácené formě a pak ve formě dvou dílčích rovnic – oxidace a redukce. U každé určete oxidanty a reduktanty. a) Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 b) H2O + C H2 + CO c) Cr2O3 + Al Al2O3 + Cr 7) Které reakce se na základě Beketovovy řady uskuteční a které nikoliv. a) Zn + Cu2+ Cu + Zn2+ + b) Zn + H Zn2+ + H2 c) Zn2+ + 2 Ag Zn + 2 Ag+ Cu2+ + H2 d) Cu + 2 H+ e) Zn2+ + Hg Zn + Hg2+ + f) 2 Ag + Hg 2 Ag + Hg2+ 2+ + Cu Zn + Cu2+ g) Zn + h) 2 H + Mg H2 + Mg2+ + i) 2 Ag + Zn 2 Ag + Zn2+
7
8) Rozhodněte, zda budou probíhat naznačené chemické děje: a) FeSO4 + Cu b) Mg + FeCl2 c) Cu + AgNO3 d) MgSO4 + Cu e) H2SO4 + Fe f) Pb(NO3)2 + Zn g) Zn + CuSO4 h) Au + AgNO3 i) Al + Fe2O3 j) Zn + HCl k) Cu + H2SO4 l) Pb + KCl 9) Zakroužkujte kovy, které můžeme použít k přípravě vodíku z kyselin: Mg, Cu, Sn, Fe, Ag, Al 10) Uveďte příklady využití galvanického pokovování. Kterou elektrodu tvoří kov, který chceme pokovovat? ………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………
Použitá literatura a internetové zdroje: J. Blažek, J. Fabini: Chemie pro studijní obory SOŠ a SOU nechemického zaměření, SPN 2005 M. Benešová, H. Satrapová: Odmaturuj z chemie, Didaktis 2002 J. Banýr, P. Beneš a kol.: Chemie pro střední školy, SPN 2001 J. Vlček: Základy středoškolské chemie, J. Vlček 2003 V. Pumper, M. Adamec, P. Beneš, V. Scheuerová: Základy přírodovědného vzdělávání pro SOŠ a SOU – CHEMIE, Fortuna 2010 V. Flemr, B. Dušek: Chemie (obecná a anorganická) I pro gymnázia, SPN 2001 T. Kovalčíková: Obecná a anorganická chemie, Pavel Klouda 2004 J. Šibor, I. Plucková, J. Mach: Chemie – úvod do obecné a organické chemie, biochemie a dalších chemických oborů – učebnice, Nová škola 2011 Výukové materiály a úlohy a cvičení jsou autorsky vytvořeny pro učební materiál. http://www.chemierol.wz.cz/ http://dragonadam.wz.cz/obrazky/elektrolyza_nacl_c.gif http://www.cez.cz/ http://www.komenskeho66.cz/materialy/chemie/WEB-CHEMIE9/galvanclanek.html
8
